AULA ELEMENTOS QUIMICOS.

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Elaborado por: Professor Gustavo Aparecido dos Santos
Curso: Engenharia de Produção
Disciplina: Química Geral e Experimental
Agosto | 2017
História da Química
Marie Curie (Maria Skłodowska) -1867 em Varsóvia,
Polônia.
Foi primeira mulher a ganhar um prêmio Nobel, e a
primeira pessoa a ganhar 2 prêmios Nobel: Física em
1903 (dividido com seu marido, Pierre Curie) pelas
suas descobertas no campo da radioatividade. E o
Nobel de Química de 1911 pela descoberta
dos elementos químicos rádio e polônio.
Marie faleceu aos 66 anos em 4 de julho de 1934 na
França devido a uma leucemia causada pela longa
exposição aos elementos radioativos.
Física,1903 Química, 1911 
Prémio Nobel
Prémio Nobel é um conjunto de prêmios internacionais
anuais. São os mais prestigiados prêmios concedidos em
várias categorias pelo reconhecimento aos avanços culturais
e/ou científicos. São eles os prêmios
de Física, Química, Fisiologia ou Medicina e Literatura
(Estocolmo na Suécia) e Paz (Oslo na Noruega).
Alfred Bernhard Nobel (1833 – 1896) Estocolmo. Químico
inventor da dinamite mistura de argila com Trinitrotolueno
(TNT), invento/descoberta que gerou uma fortuna de 6
milhões de dólares os juros anuais são entregues aos
ganhadores dos prêmios Nobel, atualmente um valor de
(1,2 milhões de dólares).
Nobel estabeleceu os prêmios em 1895 após ver o uso
indevido da sua criação (dinamite).
O matemático Artur Avila do Instituto de
Matemática Pura e Aplicada (Impa), do Rio
de Janeiro, foi o primeiro brasileiro a
receber prêmio Fields, considerado o
“Nobel” da Matemática
https://pt.wikipedia.org/wiki/Laureados_com_
o_Nobel_por_país
Cesare Mansueto Giulio Lattes, mais conhecido
como César Lattes (Curitiba, 11 de julho de 1924 —
Campinas, 8 de março de 2005), Físico, co-
descobridor do méson pi, descoberta que levou o
Prêmio Nobel de Física de 1950, concedido a Cecil
Frank Powell.
Modelos atômicos
Elaborado por: Professor Gustavo Aparecido dos Santos
Curso: Engenharia de Produção
Disciplina: Química Geral e Experimental
Agosto | 2017
Tales de Mileto (548 a.C.). 
Água: “Tudo é água.” 
• Anaxímenes de Mileto (585-528/5 a.C.). 
Ar: “Tudo provém do ar e retorna ao ar.”
• Empédocles (484-424 a.C.) 
“Os quatro elementos, terra, água, ar e fogo, tudo formam.”
• Aristóteles - (394-322 a.C.) 
“Os quatro elementos, terra, água, ar e fogo, tudo formam.”
• Os quatro elementos 
• Leucipo (500-440 a.C.)
• Demócrito: a ideia do átomo!
• Demócrito (460-370 a.C.)
(do grego: A = sem e TOMOS = divisão)
ÁTOMO = Não divisível
A areia de uma praia que, vista de longe, parecia contínua, porém, quando observada
de perto, notava-se que ela era formada por pequenos grãos
A matéria é constituída por partículas muito pequenas denominadas 
átomos.
1 grão de areia (1mm) / 10.000.000 = tamanho de um átomo
Os átomos apresentam vários tipos diferentes, chamados também de elementos
químicos. Ex: hidrogênio, oxigênio, ouro, sódio, etc.
ALQUIMIA
"O Alquimista na Busca pela 
Pedra Filosofal (1771)" 
por Joseph Wright, 
representando Henning 
Brand na descoberta do 
elemento fósforo.
ALQUIMIA
Os alquimistas tentavam produzir em
laboratório a pedra filosofal (ou
medicina universal) a partir de
matéria-prima mais grosseira. Com
esta pedra seria possível obter a
transmutação dos metais e o Elixir da
Imortalidade, que é capaz de
prolongar a vida indefinidamente. O
trabalho relacionado com a pedra
filosofal era chamado por eles de "A
Grande Obra".
MODELOS ATÔMICOS
Primeiro modelo atômico 
Em 1808, criou a hipótese de que a
matéria é constituída por partículas.
John Dalton
1o – Os elementos são constituídos por
partículas muito pequenas chamadas
átomos. Todos os átomos de um dado
elemento são idênticos
2o – Os compostos são constituídos por
átomos de mais de um elemento.
3o – Todas as reações químicas consistem
em separação, combinação ou rearranjo
de átomos
MODELO ATÔMICO DE DALTON
Modelo atômico de Dalton – “modelo da bola de bilhar”
MODELO ATÔMICO DE THOMSON
Joseph John Thomson foi o físico britânico que
descobriu o elétron. Essa descoberta conferiu a
Thomson o Prêmio Nobel em 1906, a sua
nomeação a cavaleiro do Império Britânico em
1908 e o título de mestre da Trinity College em
Cambridge, onde permaneceu até sua morte, em
1940.
Por meio de experimentos
demonstrou que dentro dos átomos
há partículas minúsculas, com carga
elétrica negativa, que foram
chamadas de elétrons.
MODELO ATÔMICO DE THOMSON
J. J. Thomson (1898) propõe um novo modelo atômico.
Átomo de Thomson: “O átomo deve ser uma pasta positiva incrustada de elétrons
(carga negativa).” 
Pudim de Passas
Modelo atômico de Rutherford 
•Ernest Rutherford, 1o Barão de Rutherford de
Nelson, foi um físico e químico britânico nascido
em Spring Grove, na Nova Zelândia, em 30 de
agosto de 1871.
•Em 1911, Rutherford fez um experimento em que
partículas alfa (de carga positiva, emitidas por
polônio radioativo) colidiram com uma fina lâmina
de ouro e chegaram até um filme fotográfico.
ÁTOMO DE RUTHERFORD
Rutherford conclui que o átomo era um 
“grande vazio” 
MODELO PLANETÁRIO
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-
BÖHR 
Niels Böhr
•Em 1912, o dinamarquês Niels Böhr propôs um modelo
atômico que aprimorava o modelo de Rutherford,
explicando a órbita dos elétrons.
•Bohr baseando-se na teoria proposta em 1900 por
Planck (teoria quântica)
POSTULADOS DE BÖHR
1o – Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, 
chamadas de camadas ou níveis de energia.
2o – Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados 
estacionários). 
3o – Os elétrons só podem ocupar os níveis ou camadas que tenham uma determinada 
quantidade de energia. 
MODELO ATÔMICO DE BÖHR
Saltos dos elétrons: o quantum 
Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo 
POSTULADOS DE BÖHR
Saltos dos elétrons: o fóton 
Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia 
MODELO DE SOMMERFELD
• Em 1916, Arnold Sommerfeld propôs que em um nível de energia n,
havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes
excentricidades.
•Os elétrons de uma mesma camada não estão igualmente distanciados
do núcleo e por isso ocupam regiões diferentes e apresentam energia
diferente
• Orbital – é a região do átomo onde há a maior probabilidade de se
encontrar o elétron
Órbitas:
1 circular e as demais elípticas
Arnold Sommerfeld
1868 - 1951
Átomo de Bohr
Átomo de Sommerfeld
Tipos de sub níveis
24
Os sub níveis existentes são de quatro tipos
s comporta até 2 e-
p comporta até 6 e-
d comporta até 10 e-
f comporta até 14 e-
Ordem de energia s < p < d < f
Elétrons de um mesmo subnível, têm a mesma energia
Distribuição em ordem crescente de energia
Se o núcleo é formado de partículas positivas, que foram chamadas de 
prótons, por que elas não se repelem? 
DESCOBERTA DO NÊUTRON
DESCOBERTA DO NÊUTRON
James Chadwick
Em 1932, o químico inglês James Chadwick 
propôs a existência dos nêutrons, partículas com 
carga elétrica igual a zero e que se lo- calizam 
também no núcleo atômico, entre os prótons. . Por 
esta descoberta, foi-lhe atribuído o Nobel de 
Física em1935.
NÚCLEO ATÔMICO
PORTANTO:
DIMENSÕES DO ÁTOMO
Modelo de Rutherford–Bohr
Átomo neutro
Aquele em que o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Exemplo: 11Na
23 e 8O
16
➢Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e
nêutrons (N) do núcleo de um átomo.
➢Número atômico (Z): n.°de prótons (P) no núcleo de um átomo.
➢
3 p
3 e-
4 n
31
No estado fundamental todo átomo é neutro (sem carga) : p = e-
10 p
10 e-
10 n
11 p
11 e-
12 n
X Símbolo do elemento
Z
A
Nº atômico = prótons 
Nº de massa = prótons + nêutrons
Li 
3
7 Na 
11
23
Ne 
10
20
Íon
Espécie química cujo número de prótons é diferente do número de elétrons.
Cátions (+)
São formados por retiradas de um ou mais elétrons da eletrosfera de um átomo: íon 
carregado positivamente.
Ânions (-)
São formados quando adicionamos um ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo: íon 
carregado negativamente.
ÁTOMOS NA NATUREZA
Na 
33
Formação de ÍONS
Quando um átomo neutro ganha ou perde um ou mais elétrons ele se torna um ÍON
Perda de 1e-
CÁTIONS
CÁTION – íon formado quando um átomo PERDE elétrons (camada de valência)
Apresenta carga (+), devido ao excesso de prótons
É menor que o átomo de origem
Na+
11 p
11 e-
12 n
11 p
10 e-
12 n
11
23
11
23
Carga iônica
Cl
34
Formação de ÍONS
Ganho de 1e-
ÂNION – íon formado quando um átomo GANHA elétrons
Apresenta carga (-), devido ao excesso de életrons
É maior que o átomo de origem
Cl-
17
35 17
35
ÂNIONS
17 p
17 e-
18 n
17 p
18 e-
18 n
Isótopos
Átomos com o mesmo número atômico (número de prótons) e diferentes números de massa. 
Pertencem ao mesmo elemento químico. Os isótopos possuem propriedades químicas iguais e 
propriedades físicas diferentes.
Exemplo:
1
1H = Prótio ou hidrogênio leve
2
1H = Deutério
3
1H = Trítio
Isotopia, Isobaria e Isotonia
36
ISÓTOpOS - átomos de um mesmo elemento químico (mesmo Z) 
que diferem pelo número de massa (A diferente)
EXEMPLOS:
1
1
H
2
1
H
3
1
H
Z = 1
A = 1
Z = 1
A = 2
Z = 1
A = 3
12
6
C
Z = 6
A = 12
Z = 6
A = 13
Z = 6
A = 14
6
C
13 14
6
C
Z = A - N
Isóbaros
Átomos com o mesmo número de massa (A). Os isóbaros possuem propriedades químicas e
físicas diferentes.
Exemplo:
40
19K e 40
20Ca
Isótonos
Átomos com o mesmo número de nêutrons (N). Os isótonos possuem propriedades físicas e
químicas diferentes.
Exemplo:
37
17Cl e
40
20Ca
Isoeletrônicos
Espécies químicas com o mesmo número de elétrons. Os isoeletrônicos possuem
propriedades físicas e químicas diferentes.
Exemplo:
15P
3 – e 20Ca
2+ : ambos com 18 elétrons.
38
ISÓBAROS - átomos de elementos diferentes (Z diferente) 
que apresentam mesmo número de massa (A igual)
EXEMPLOS:
40
19
K
40
20
Ca
Z = 19
A = 40
Z = 20
A = 40
Z = 7
A = 14
Z = 6
A = 14
7
N
14 14
6
C
40
18
Ar
Z = 18
A = 40
A = Z + N
39
ISÓTONOS - átomos de elementos diferentes (Z diferente) 
que apresentam mesmo número de nêutrons (N igual)
EXEMPLOS:
40
20
Ca
Z = 20
A = 40
N = 20
Z = 5
A = 11
N = 6
Z = 6
A = 12
N = 6
5
B
11 12
6
C
37
17
Cl
Z = 17
A = 37
N = 20
N = A - Z
40
ISOELETRÔNICOS - átomos e íons que apresentam o mesmo
número de elétrons (e- igual)
EXEMPLOS:
16
8
O -2
Z = 8
A = 16
e- = 10
14
7
N -3
Z = 7
A = 14
e- = 10
19
9
F -
Z = 9
A = 19
e- = 10
20
10
Ne
Z = 10
A = 20
e- = 10
23
11
Na+
Z = 11
A = 23
e- = 10
Tabela Periódica dos Elementos
• Até hoje foram descobertos 118 elementos, uns naturais e outros
artificiais (fabricados em laboratórios). Os elementos estão
organizados por ordem crescente de número atómico. As linhas
verticais são os grupos e as horizontais são os períodos.
Dimitri Ivanovich Mendeleiev foi o químico russo considerado o
inventor da tabela periódica. Ele iniciou seus estudos sobre a
sistematização dos elementos de acordo com as propriedades
em 1860.
FAMÍLIAS OU GRUPOS
Na tabela periódica dos elementos há 18 grupos e 7 períodos.
Cada fila horizontal da tabela periódica constitui um
período de elementos;
•O número do período, que pode ser do 1 ao 7,
corresponde ao número de camadas eletrônicas
existentes na distribuição eletrônica dos elementos que
os constituem;
•Os 18 grupos desgnam-se:
O grupo 1 designa-se por metais alcalinos,
O grupo 2 por metais alcalino-terrosos,
O grupo 17 por halogénios,
O grupo 18 por gases nobres também conhecidos como gases
raros.
Tabela Periódica dos Elementos
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1.º
2.º
3.º
4.º
5.º
6.º
7.º
Grupos 
Períodos
Organização da Tabela Periódica
Metais Não Metais Semi-metais Gases Nobres
Lantanídeos
Actinídeos
Elementos de transição
Elementos representativos
Hidrogénio
AS FAMÍLIAS
1 2 17 18
He
Li Be F Ne
Na Mg Cl Ar
K Ca Br Kr
Rb Sr I Xe
Cs Ba At Rn
Fr Ra
1.º
2.º
3.º
4.º
5.º
6.º
7.º
Grupo 1: Metais Alcalinos
Grupo 2: Metais Alcalino-Terrosos
Grupo 17: Halogéneos
Grupo 18: Gases Nobres ou Inertes
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
1.º
2.º
3.º
4.º
5.º
6.º
7.º
PERÍODOS
•Através da distribuição eletrônica, podemos determinar o
período em que o elemento se encontra na tabela periódica.
Cada camada é indicada por uma letra e um número correspondente (número quântico 
principal = n) e comporta um número de elétrons: 
Distribuição eletrônica por camadas (níveis)
49
2 8 1
Br 
35
Na 
11
2 8 18
Os elétrons são colocados, inicialmente, nas camadas mais próximas ao núcleo e 
somente ao completar uma camada, passa-se para a próxima.
7
K = 2 
L = 8 
M = 1
K = 2 
L = 8 
M = 18
N = 7
Diagrama de Pauling
50
K 1s
L 2s 2p
Q 7s 7p
M 3s 3p 3d
P 6s 6p 6d
N 4s 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
2 e-
8 e-
18 e-
32 e-
32 e-
18 e-
8 e-
Linus Pauling
1901 - 1994
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Nobel de Química
Diagrama de Pauling
K 1s
L 2s 2p
Q 7s 7p
M 3s 3p 3d
P 6s 6p 6d
N 4s 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
2 e-
8 e-
18 e-
32 e-
32 e-
18 e-
8 e-
2
2
2
2
2
2
2
6
6
6
6
6
6
10
10
10
10
14
14
Energia Energia
Distribuição eletrônica em íons
52
2s2 2p6
Na
11
1s2
Cl
17
2s2 2p6
3s2 3p5
1s2
Ca
20
2s2 2p6
3s2 3p4
S
16
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
1s2
3s1
4s2
Informações a partir da distribuição
53
A distribuição eletrônica de um átomo nos fornece informações
Importantes tais como:
Quantidade de elétrons – soma de todos os elétrons
Período onde se localiza o elemento na tabela periódica – nº da 
camada de valência
Família onde se localiza o elemento na tabela periódica – soma dos
elétrons da camada de valência
Ca
20
2s2 2p6
3s2 3p6
1s2
4s2
Família 2A
4° período
P
15
2s2 2p6
3s2 3p3
1s2
Família 5A
3° período
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
1.º
2.º
3.º
4.º
5.º
6.º
7.º
Mudanças de estados físicos da matéria
PROPRIEDADES DOS METAIS
 Maleáveis (alteram a forma).
 Dúcteis (podem ser estirados)
 Bons condutores de calor.
 Bons condutores de electricidade.
 Apresentam brilho.
GRUPO 1: METAIS ALCALINOS
-Apresentam brilho metálico;
-Oxidam-se facilmente na presença de oxigénio;
-Têm boa condutibilidade térmica e eléctrica;
-São muito reativos com a água, originando
soluções básicas;
- Apresentam apenas um eletron de valência;
- Tendem a formar ions monopositivos pois nas
reações cedem um eletron;
- A reatividadee o carácter metálico dos
elementos tendem a aumentar ao longo do grupo.
GRUPO 17: HALOGÉNEOS
-Isoladamente são perigosos (tóxicos);
-Apresentam sete electrons de valência;
-Tendem a formar ions mononegativos, pois nas reacções
captam um electron;
-De um modo geral, a reactividade e o carácter não
metálico diminuem ao longo do grupo.
GRUPO 2: METAIS ALCALINO-
TERROSOS
-Apresentam brilho metálico;
-Oxidam-se facilmente na presença de oxigénio;
-São também muito reactivos com a água, originando
soluções básicas;
-Apresentam dois electrons de valência;
-Tendem a formar ions bipositivos, pois nas reações
cedem dois electrons;
- A reatividade e o carácter metálico tendem a
aumentar ao longo do grupo.
GRUPO 18: GASES NOBRES 
-À temperatura ambiente são gases;
-São quimicamente inativos, daí serem também designados
gases inertes;
-Todos os elementos, à excepção do Hélio, possuem oito
electrons de valência;
- São elementos muito estáveis.
A união entre átomos é chamada de ligação química. Os átomos
se combinam (ligação química) para formar as moléculas ou
aglomerados iônicos.
H H
O O
+
+
H H o+ +
H2- Gás hidrogênio
O2- Gás oxigênio
H2O - ÁGUA
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/estrutura
-atomica/numero-atomico-e-numero-de-
massa.html#ixzz3mXA3BEw6
1) Defina o que é Átomo
2) Defina o que é um Ion
3) Defina o que é um Cation
4) Defina o que é um Ânion
5) De a definição de um Isotopo
6) De a definição de um Isótono
7) De a definição de um Isóbar
8) De a definição do que é um composto Isoeletrônico 
Exercícios 
01. (ABC) O deutério é um:
a) Isóbaro de hidrogênio.
b) Isótopo de hidrogênio.
c) Radioisótono do hidrogênio.
d) Isômero do hidrogênio.
e) Alótropo do hidrogênio.
Exercícios 
a) isótopos.
b) alótropos.
c) isóbaros.
d) isômeros.
e) isótopos.
03. X é isótopo de 20
41Ca e isótono
de 19
41K. Portanto, o seu número de
massa é igual a:
a) 41
b) 40
c) 39
d) 42
e) 20
04. (Unisinos –RS) Segundo dados 
experimentais, o oxigênio do ar que respiramos 
tem exatos 99,759% de 8O
16, 0,037% de 
átomos de 8O
17 e 0,204% de 8O
18. Diante 
desta constatação pode-se afirmar que essas 
três fórmulas naturais do oxigênio constituem 
átomos que, entre si, são:
a) Alótropos.
b) Isóbaros.
c) Isótonos.
d) Isótopos.
e) Isômero.
Exercícios 
05. (UCS-RS) Isótopos são átomos que
apresentam o mesmo número atômico,
mas diferentes números de massa. O
magnésio possui isótopos de números
de massa iguais a 24, 25 e 26. Os
isótopos do magnésio possuem
números de nêutrons, respectivamente,
iguais a: (Dado: Mg possui Z = 12)
a) 1, 12 e 12
b) 24, 25 e 26
c) 12, 13 e 14
d) 16, 17 e 18
e) 8, 8 e 8
06. (UFSM-RS) A alternativa que reúne
apenas espécies isoeletrônicas é:
a) N3-, F-, Al3+
b) S, Cl-, K+
c) Ne, Na, Mg
d) Ca2+, Sr2+, Ba2+
e)Cl-, Br-, I-
07. Certo átomo possui 17 prótons, 20 
nêutrons e 17 elétrons. Qual dos átomos 
representados abaixo é seu isótono?
a) 19K
40
b) 20Ca
42
c) 21Sc
42
d) 20Ca
40
e) 22Ti
43
➢Pesquisa sobre a tabela periódica dos elementos 
•O que a tabela periódica 
•Classes de substâncias presentes na tabela
•Gases nobres
•Actinídeos
•Lantanídeos
https://www.youtube.com/watch?v=2RWwc3a
mMc8
Vídeo: